Меню

Прокалить в токе водорода что это такое



Тренировочная работа в формате ЕГЭ по химии от 16.03.16

Варианты тренировочной работы по химии от 16 марта 2016 года.

Скачать варианты тренировочной работы по химии бесплатно можно здесь. Критерии к тренировочной работе 16.03.2016 здесь.

Вопросы по вариантам тренировочной работы можете задавать в комментариях.

Сама работа оказалось традиционно сложной. Многие вопросы вызывают удивление, т.к. в школьном курсе рассматриваются только ознакомительно, или не рассматриваются вообще.

Рассмотрим некоторые вопросы:

Искусственные волокна

Искусственное волокно, действительно, получают из природных полимеров): гидратцеллюлозные, ацетилцеллюлозные, белковые волокна. Но получают их из больших макромолекул, зачастую разветвленного строения. Информацию по волокнам можно найти, например, здесь.

Официальные критерии некоторых заданий:

Задание 36 . Вариант ХИ10401.

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:
H3PO2 + Cl2 + … = K3PO4 + … + H2O
Определите окислитель и восстановитель.
Элементы ответа:
1) Составлен электронный баланс:
2 | Cl2 + 2e = 2Cl –1
1 | P +1 – 4e = P +5
2) Указаны окислитель и восстановитель:
окислитель – Cl2 (Cl 0 ), восстановитель – H3PO2 (P +1 ).
3) Определены недостающие вещества и составлено уравнение реакции
с коэффициентами:
H3PO2 + 2Cl2 + 7KOH = K3PO4 + 4KCl + 5H2O

Задание 37. Вариант ХИ10401.

Карбонат бария прокалили при высокой температуре. Полученный порошок нагревали в токе воздуха при температуре 600 оС. К образовавшемуся веществу добавили разбавленную серную кислоту, осадок отфильтровали. Фильтрат обесцвечивает подкисленный водный раствор перманганата калия с выделением бесцветного газа. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.
Элементы ответа:
Написаны четыре уравнения реакций:
1) BaCO3 = BaO + CO2
2) 2BaO + O2 = 2BaO2
3) BaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2
4) 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

Задание 38. Вариант ХИ10401.

1

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения:

В уравнениях приведите структурные формулы органических веществ.
Элементы ответа:
Написаны пять уравнений реакций, соответствующих схеме превращений:
1) C2H2 + H2O = CH3CH=O
2) CH3CH=O + HCN = CH3CH(OH)CN
3) CH3CH(OH)CN + 2H2O + HCl = CH3CH(OH)COOH + NH4Cl
4) CH3CH(OH)COOH = CH2=CHCOOH + H2O
5) CH2=CHCOOH + HBr = BrCH2CH2COOH

Задание 39. Вариант ХИ10401.

Смесь нитратов серебра и меди, общей массой 27,3 г, прокалили до постоянной массы. После окончания реакции полученное вещество частично растворилось в избытке соляной кислоты, а масса нерастворившегося остатка составила 5,4 г. Рассчитайте массовые доли (в %) нитратов в исходной смеси.

Элементы ответа:
1) Составлены уравнения реакций:
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
Нерастворившийся остаток – Ag.
2) Рассчитано количество вещества серебра:
n(Ag) = 5,4 / 108 = 0,05 моль
3) Рассчитаны количество вещества и масса нитрата серебра в исходной
смеси:
n(AgNO3) = n(Ag) = 0,05 моль
m(AgNO3) = 0,05 * 170 = 8,5 г
4) Рассчитаны массовые доли нитратов в смеси:
w(AgNO3) = 8,5 / 27,3 * 100 % = 31,1 %
w(Cu(NO3)2) = 100 % – 31,1 % = 68,9 %

Задание 40. Вариант ХИ10401.

Монохлоралкан массой 5,55 г сожгли и продукты сгорания пропустили через избыток раствора нитрата серебра. Масса выпавшего осадка составила 8,61 г. Установите молекулярную формулу монохлоралкана. Изобразите его струк турную формулу, если известно, что он имеет оптические изомеры.
Напишите уравнение реакции этого вещества со спиртовым раствором щёлочи.
Элементы ответа:
1) Написано уравнение сгорания в общем виде.
CnH2n+1Cl + (3n/2)O2 = nCO2 + nH2O + HCl
Допускается также схема в виде:
CnH2n+1Cl + O2 = CO2 + H2O + HCl
2) Написано уравнение реакции с нитратом серебра и установлена
молекулярная формула монохлоралкана.
AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3
n(AgCl) = 8,61 / 143,5 = 0,06 моль
n(CnH2n+1Cl) = n(HCl) = n(AgCl) = 0,06 моль
M(CnH2n+1Cl) = 5,55 / 0,06 = 92,5 г/моль
14n + 1 + 35,5 = 92,5
n = 4
Молекулярная формула – C4H9Cl.
3) Изображена структурная формула.
Из четырёх структурных изомеров C4H9Cl оптические изомеры имеет только 2-хлорбутан, в составе которого есть асимметрический атом углерода:

2-хлорбутан

4) Написано уравнение реакции со спиртовым раствором щёлочи:
CH3CH(Cl)CH2CH3 + KOH(сп.) = CH3CH=CHCH3 + KCl + H2O.

Задание 36 . Вариант ХИ10402.

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:
KNO2 + Zn + …(изб.) + H2O = NH3 + …
Определите окислитель и восстановитель.
Элементы ответа:
1) Составлен электронный баланс:
1 | N +3 + 6e = N –3
3 | Zn 0 – 2e = Zn +2
2) Указаны окислитель и восстановитель:
окислитель – KNO2 (N +3 ), восстановитель – Zn (Zn 0 ).
3) Определены недостающие вещества и составлено уравнение реакции
с коэффициентами:
KNO2 + 3Zn + 5KOH + 5H2O = NH3 + 3K2[Zn(OH)4]

Задание 37 . Вариант ХИ10402.

Сульфат бария прокаливали в течение длительного времени в токе водорода. Полученный белый порошок растворили в соляной кислоте, при этом выделился газ, который обесцвечивает бромную воду, а на воздухе горит синим пламенем. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.
Элементы ответа:
Написаны четыре уравнения реакций:
1) BaSO4 + 4H2 = BaS + 4H2O
2) BaS + 2HCl = BaCl2 + H2S
3) H2S + Br2 = S + 2HBr
4) 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

Задание 38 . Вариант ХИ10402.

3

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения:

В уравнениях приведите структурные формулы органических веществ.
Элементы ответа:
Написаны пять уравнений реакций, соответствующих схеме превращений:
1) CH3CH(Cl)CH2Cl + Zn = CH3CH=CH2 + ZnCl2
2) CH3CH=CH2 + H2O = CH3CH(OH)CH3
3) CH3CH=CH2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = CH3COOH + CO2 + K2SO4 + 2MnSO4 +
+4H2O
4) CH3CH(OH)CH3 + CH3COOH = CH3C(O)OCH(CH3)2 + H2O
5) CH3C(O)OCH(CH3)2 + KOH = CH3COOK + CH3CH(OH)CH3

Задание 39 . Вариант ХИ10402.

Смесь сульфидов железа(II) и цинка, общей массой 22,9 г, прокалили в потоке воздуха до постоянной массы. После окончания реакции полученное вещество частично растворилось в избытке разбавленного раствора гидроксида калия, а масса нерастворившегося остатка составила 12,0 г. Рассчитайте массовые доли (в %) сульфидов в исходной смеси.
Элементы ответа:

1) Составлены уравнения реакций:
4FeS + 7O2 = 2Fe2O3 + 4SO2
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4] Нерастворившийся остаток – Fe2O3.
2) Рассчитано количество вещества оксида железа(III):
n(Fe2O3) = 12 / 160 = 0,075 моль
3) Рассчитаны количество вещества и масса сульфида железа(II) в исходной смеси:
n(FeS) = 2n(Fe2O3) = 0,15 моль
m(FeS) = 0,15 * 88 = 13,2 г
4) Рассчитаны массовые доли сульфидов в смеси:
w(FeS) = 13,2 / 22,9 * 100 % = 57,6 %
w(ZnS) = 100 % – 57,6 % = 42,4 %

Читайте также:  Электрический ток может оказывать следующие действия

Задание 40 . Вариант ХИ10402.

При восстановлении 20,6 г мононитроалкана водородом в газовой фазе образовалось 10,95 г амина. Выход продукта составил 75 %. Установите молекулярную формулу мононитроалкана. Изобразите его структурную формулу, если известно, что он имеет оптические изомеры. Напишите уравнение реакции этого вещества с цинком в солянокислой среде.

Элементы ответа:
1) Написано уравнение или схема реакции в общем виде.
CnH2n+1NO2 + 3H2 = CnH2n+1NH2 + 2H2O
или
CnH2n+1NO2 = CnH2n+1NH2
2) Установлена молекулярная формула мононитроалкана.
mтеор(CnH2n+1NH2) = 10,95 / 0,75 = 14,6 г,
nтеор(CnH2n+1NH2) = n(CnH2n+1NO2),
14,6 / (14n + 17) = 20,6 / (14n + 47),
n = 4.
Молекулярная формула – C4H9NO2.
3) Изображена структурная формула.
Из четырёх структурных изомеров C4H9NO2 оптические изомеры имеет
только 2-нитробутан, в составе которого есть асимметрический атом
углерода:
4) Написано уравнение реакции с цинком в солянокислой среде:
CH3CH(NO2)CH2CH3 + 3Zn + 6HCl = CH3CH(NH2)CH2CH3 + 3ZnCl2 + 2H2O
или
CH3CH(NO2)CH2CH3 + 3Zn + 7HCl = CH3CH(NH3Cl)CH2CH3 + 3ZnCl2 + 2H2O

Источник

Что такое электролиз и где он применяется?

Вопрос о том, что такое электролиз, рассматривается еще в школьном курсе физике, и для большинства людей не является секретом. Другое дело – его важность и практическое применение. Этот процесс с большой пользой используется в различных отраслях и может пригодиться для домашнего мастера.

Что такое электролиз и где он применяется?

Что такое электролиз?

Электролиз представляет собой комплекс специфических процессов в системе электродов и электролита при протекании по ней постоянного электрического тока. Его механизм основывается на возникновении ионного тока. Электролит – это проводник 2-го типа (ионная проводимость), в котором происходит электролитическая диссоциация. Она связана с разложением на ионы с положительным (катион) и отрицательным (анион) зарядом.

Электролизная система обязательно содержит положительный (анод) и отрицательный (катод) электрод. При подаче постоянного электрического тока катионы начинают двигаться к катоду, а анионы – к аноду. Катионами в основном являются ионы металлов и водород, а анионами – кислород, хлор. На катоде катионы присоединяют к себе избыточные электроны, что обеспечивает протекание восстановительной реакции Men+ + ne → Me (где n – валентность металла). На аноде, наоборот, электрон отдается из аниона с протеканием окислительной реакции.

Таким образом, в системе обеспечивается окислительно-восстановительный процесс. Важно учитывать, что для его протекания необходима соответствующая энергия. Ее должен обеспечить внешний источник тока.

Законы электролиза Фарадея

Великий физик М.Фарадей своими исследованиями позволил не только понять природу электролиза, но и производить необходимые расчеты для его осуществления. В 1832 г. появились его законы, связавшие основные параметры происходящих процессов.

Первый закон

Первый закон Фарадея гласит, что масса восстанавливающегося на аноде вещества прямо пропорциональна электрическому заряду, наведенному в электролите: m = kq = k*I*t, где q — заряд, k – коэффициент или электрохимический эквивалент вещества, I – сила тока, протекающего через электролит, t – время прохождения тока.

Что такое электролиз и где он применяется?

Второй закон

Второй закон Фарадея позволил определить коэффициент пропорциональности k. Он звучит следующим образом: электрохимический эквивалент любого вещества прямо пропорционален его молярной массе и обратно пропорционален валентности. Закон выражается в виде:

Что такое электролиз и где он применяется?

k = 1/F*A/z, где F – постоянная Фарадея, А- молярная масса вещества, z – его химическая валентность.

С учетом обоих законов можно вывести окончательную формулу для расчета массы, оседающего на электроде вещества: m = A*I*t/(n*F), где n – количество электронов, участвующих в электролизе. Обычно n соответствует заряду иона. С практической точки зрения важна связь массы вещества с подаваемым током, что позволяет контролировать процесс, изменяя его силу.

Электролиз расплавов

Один из вариантов электролиза – использование в качестве электролита расплав. В этом случае в электролизном процессе участвуют только ионы расплава. В качестве классического примера можно привести электролиз солевого расплава NaCl (поваренная соль). К аноду устремляются отрицательные ионы, а значит, выделяется газ (Cl). На катоде будет происходить восстановление металла, т.е. оседание чистого Na, образующегося из положительных ионов, притянувших избыточные электроны. Аналогично можно получать другие металлы (К, Са, Li и т.д.) из расправа соответствующих солей.

Что такое электролиз и где он применяется?

При электролизе в расплаве электроды не подвергаются растворению, а участвуют только в качестве источника тока. При их изготовлении можно использовать металл, графит, некоторые полупроводники. Важно, чтобы материал имел достаточную проводимость. Один из наиболее распространенных материалов – медь.

Особенности электролиза в растворах

Электролиз в водном растворе существенно отличается от расплава. Здесь имеют место 3 конкурирующих процесса: окисление воды с выделением кислорода, окисление аниона и анодное растворение металла. В процессе задействованы ионы воды, электролита и анода. Соответственно, на катоде может происходить восстановление водорода, катионов электролита и металла анода.

Что такое электролиз и где он применяется?

Возможность протекания указанных конкурирующих процессов зависит от величины электрических потенциалов системы. Протекать будет только тот процесс, который требует меньше внешней энергии. Следовательно, на катоде будут восстанавливаться катионы, имеющие максимальный электродный потенциал, а на аноде – окисляться анионы с наименьшим потенциалом. Электродный потенциал водорода принят за «0». Для примера, у калия он равен (-2,93 В), натрия – (-2,71 В), свинца (-0,13 В), а у серебра – (+0,8 В).

Электролиз в газах

Газ может исполнить роль электролита только при наличии ионизатора. В этом случае ток, проходя через ионизированную среду, вызывает необходимый процесс на электродах. При этом законы Фарадея не распространяются на газовый электролиз. Для его осуществления необходимы такие условия:

  1. Без искусственной ионизации газа не поможет ни высокое напряжение, ни большой ток.
  2. Для электролиза подходят лишь кислоты, не содержащие кислорода и находящиеся в газообразном состоянии, и некоторые газы.

Важно! При выполнении необходимых условий процесс протекает аналогично электролизу в жидком электролите.

Особенности процессов, происходящих на катоде и аноде

Для практического применения электролиза важно понимать, что происходит на обоих электродах при подаче электрического тока. Характерны такие процессы:

  1. Катод. К нему устремляются положительно заряженные ионы. Здесь происходит восстановление металлов или выделение водорода. Можно выделить несколько категорий металлов по катионной активности. Такие металлы, как Li, K, Ba, St, Ca, Na, Mg, Be, Al, хорошо восстанавливаются только из расплава солей. Если используется раствор, то выделяется водород за счет электролиза воды. Можно обеспечить восстановление в растворе, но при достаточной концентрации катионов, у следующих металлов — Mn, Cr, Zn, Fe, Cd, Ni, Ti, Co, Mo, Sn, Pb. Процесс протекает наиболее легко для Ag, Cu, Bi, Pt, Au, Hg.
  2. Анод. К этому электроду поступают отрицательно заряженные ионы. Окисляясь, они отбирают электроны у металла, что приводит к их анодному растворению, т.е. переходу в положительно заряженные ионы, которые направляются к катоду. Анионы также подразделяются по своей активности. Только из расплавов могут разряжаться такие анионы PO4, CO3, SO4, NO3, NO2, ClO4, F. В водных растворах электролизу подвергаются не они, а вода с выделением кислорода. Наиболее легко реагируют такие анионы, как ОН, Cl, I, S, Br.
Читайте также:  Что может быть если машина бьет током

Что такое электролиз и где он применяется?

При обеспечении электролиза важно учитывать склонность материала электродов к окислению. В этом отношении выделяются инертные и активные аноды. Инертные электроды делаются из графита, угля или платины и не участвуют в снабжении ионами.

Факторы, влияющие на процесс электролиза

Процесс электролиза зависит от следующих факторов:

  1. Состав электролита . Значительное влияние оказывают различные примеси. Они подразделяются на 3 типа – катионы, анионы и органика. Вещества могут быть более или менее отрицательными, чем основной металл, что и мешает процессу. Среди органических примесей выделяются загрязнители (например масла) и ПАВ. Их концентрация имеет предельно допустимые значения.
  2. Плотность тока . В соответствии с законами Фарадея, масса осаждаемого вещества увеличивается с увеличением силы тока. Однако возникают неблагоприятные обстоятельства – концентрированная поляризация, повышенное напряжение, интенсивный разогрев электролита. С учетом этого существуют оптимальные значения плотности тока для каждого конкретного случая.
  3. рН электролита . Кислотность среды также выбирается с учетом металлов. Например оптимальное значение кислотности электролита для цинка – 140 г/куб.дм.
  4. Температура электролита . Она влияет неоднозначно. С увеличением температуры растет скорость электролиза, но повышается и активность примесей. Для каждого процесса есть оптимальная температура. Обычно она находится в пределах 38-45 градусов.

Важно! Электролиз можно ускорить или замедлить путем различных воздействий и выбора состава электролита. Для каждого варианта применения существует свой режим, который следует строго соблюдать.

Где применяется электролиз?

Электролиз применяется во многих сферах. Можно выделить несколько основных направлений использования для получения практических результатов.

Гальваническое покрытие

Тонкое, прочное гальваническое покрытие из металла можно наложить путем электролиза. Покрываемое изделие устанавливается в ванну в виде катода, а электролит содержит соль нужного металла. Так можно покрыть сталь цинком, хромом или оловом.

Что такое электролиз и где он применяется?

Электроочистка — рафинирование меди

Примером электроочистки может служить такой вариант: катод – чистая медь, анод – медь с примесями, электролит – водный раствор медного сульфата. Медь из анода переходит в ионы и оседает в катоде уже без примесей.

Что такое электролиз и где он применяется?

Добыча металлов

Для получения металлов из солей они переводятся в расплав, а затем обеспечивается электролиз в нем. Достаточно эффективен такой способ для получения алюминия из бокситов, натрия и калия.

Что такое электролиз и где он применяется?

Анодирование

При этом процессе покрытие выполняется из неметаллических соединений. Классический пример – анодирование алюминия. Алюминиевая деталь устанавливается, как анод. Электролит – раствор серной кислоты. В результате электролиза на аноде оседает слой из оксида алюминия, обладающего защитными и декоративными свойствами. Указанные технологии широко используются в различных отраслях промышленности. Можно осуществить процессы и своими руками с соблюдением техники безопасности.

Энергетические затраты

Электролиз требует больших энергетических затрат. Процесс будет иметь практическую ценность при достаточной величине анодного тока, а для этого необходимо приложить значительный постоянный ток от источника электроэнергии. Кроме того, при его проведении возникают побочные потери напряжения – анодное и катодное перенапряжение, потери в электролите за счет его сопротивления. Эффективность работы установки определяется путем отнесения мощности энергозатрат к единице полезной массы полученного вещества.

Источник

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Ток — водород

Не прекращая тока водорода и осторожно нагревая пробирку 2 пламенем горелки, довести серу до плавления. Что происходит с раствором медного купороса. [31]

При ослаблении тока водорода понемногу добавляют разведенной ( как выше указано) серной кислоты. Иногда наблюдение производят через полчаса; пробу с испытуемой жидкостью тогда нужно производить также в течение получаса. [33]

Выход по току водорода при цинковании и никелировании из сульфатных электролитов приблизительно одинаков. Между тем для никелевого покрытия характерна питтинговая пористость, которую связывают с катодным водородом, а па цинковых покрытиях питтинг не наблюдается. [34]

Выход по току водорода при цинковании п никелировании из сульфатных электролитов приблизительно одинаков. Между тем для никелевого покрытия характерна питтинговая пористость, которую связывают с катодным водородом, а па цинковых покрытиях питтинг не наблюдается. В чем причины питтингообразовапия при никелировании и каковы меры борьбы с ним. [35]

Читайте также:  Квартиры в тока ванинского района

Раствор перемешивается током водорода , который пропускают со скоростью 10 мл / мин. Титруют гипобромитом натрия, как описано выше. [36]

Розе в токе водорода и взвешивают оставшийся кобальт. [37]

Восстановление в токе водорода — один из первых методов для определения кислорода в органических соединениях, и хотя по ряду причин он был заменен методом Шутце-Унтерцойхера, он все же предпочтителен при анализе металлорганических соединений благородных элементов, поскольку при гидрировании разрываются не только связи кисяород-углерод, но и связи кислород-металл. Метод, основанный на гидрировании, также имеет преимущества при определении очень малых количеств кислорода благодаря малой поправке холостого опыта. [39]

Нагревание в токе водорода обусловливает более или менее полное разложение бинарного соединения с образованием металлического никеля. Образцы с меньшим отношением Ni / Cr практически не восстанавливаются даже при повышении температуры до 600 С. [40]

Нагревание в токе водорода при 700 — 800 восстанавливает соль до металла; при прокаливании в токе водяного пара или на воздухе ( вероятно, влажном. Фтористый кобальт не реагирует с парами брома, иодом, серой, фосфором, мышьяком или углеродом. [41]

Нагревание в токе водорода применяют также и при анализе других веществ, когда имеется опасность вспышки ( в присутствии нитрогрупп) или вспучивания. Платина, как было сказано выше, переходит при прямом прокаливании в металл, и ее можно взвешивать непосредственно после прокаливания. [42]

Прокаливание в токе водорода ведет к восстановлению Nb2O5 до NbOa ( и затем до NbO), тогда как Taj05 водородом не восстанавливается. Из очень тесных смесей обоих ангидридов образуются две твердые фазы — состава SzOs и ЭОг, из которых первая богата танталом, а вторая — ниобием. Так как в 80 % — ной Н2 О4 растворима только вторая фаза, этим можно воспользоваться для частичного разделения обоих элементов. [43]

Прокаливание в токе водорода ведет к восстановлению Nb2O5 до NbOj ( и затем до NbO), тогда как Та2О5 водородом не восстанавливается. Из очень тесныч смесей обоих ангидридов образуются две твердые фазы — состава Э20в и Э02, из которых первая богата танталом, а вторая — ниобием. Так как в 80 % — ной H2SO4 растворима только вторая фаза, этим можно воспользоваться для частичного разделения обоих элементов. [44]

Прокаливание в токе водорода ведет к восстановлению МЬ2О5 до Nb02 ( и затем до NbO), тогда как Та водородом не восстанавливается. Из очень тесных смесей обоих ангидридов образуются две твердые фазы — состава 320s и ЭО2, из которых первая богата танталом, а вторая — ниобием. Так как в 80 % — ной H2SO4 растворима только вторая фаза, этим можно воспользоваться для частичного разделения обоих элементов. [45]

Источник

Как прокалить электроды

Как прокалить электроды, не имея специальной печи

Как прокалить электроды, не имея специальной печи

Электроды — это важный расходный материал в сварке, от качества которого зависит успех проведения работ. Электроды с сырой обмазкой или некачественного производства приводят к появлению различных дефектов соединения, они значительно ухудшают его прочность.

Но даже качественные электроды могут плохо варить по причине обильного впитывания влаги. Если электродные стержни хранились неправильным образом, то они могли впитать влагу. Варить такими электродами будет трудно: нестабильная дуга и плохой розжиг. Поэтому сварщикам очень часто приходится осуществлять процедуру прокаливания электродов.

И если на больших предприятиях для этих целей применяются специальные печи, то, как быть с прокаливанием электродом в домашних условиях? Что можно использовать для прокалки, и как обойтись без специальных приспособлений?

Что можно использовать для прокалки электродов в домашних условиях

Многие сварщики прокаливают электроды в электрической духовке, что доставляет массу неудобств их жёнам. В действительности, как можно прокаливать рутиловые электроды в духовке, а затем печь в ней пироги? Так можно делать, только в том случае, если под рукой есть вторая, ненужная духовка.

В таком случае, да, прокалку электродов можно осуществить в электрической духовке. При этом нужно придерживаться основных правил и рекомендаций производителя, при осуществлении данного процесса. Самое важное здесь, это время и температура прокаливания электродов.

Как прокалить электроды, не имея специальной печи

Если она неизвестна, то можно выбрать усреднённую температуру прокалки, порядка 200-250 градусов. При этом прокаливать, таким образом, электроды в духовке, нужно не менее 1,5-2 часа.

Прокалка электродов в трубе

В том случае, когда жена не дает свою новую духовку (не уходить же от неё из-за этого), для прокаливания электродов можно использовать кусок стальной трубы, диаметром в 2 дюйма. Также потребуется строительный фен, который способен нагнетать температуру свыше 100 градусов.

Прокалка электродов в трубе

Само прокаливание электродов, как и их просушка, в данном случае, сводится к следующему:

  • Нужно взять кусок трубы и поместить в неё некоторое количество электродов для прокаливания;
  • Затем, используя строительный фен, следует нагнать горячий воздух в трубу, чтобы хорошо прогреть её стенки, а заодно и электродные стержни.

Прокалка электродов в трубе

Таким образом, нужно действовать до тех пор, пока электроды полностью не прокалятся. При этом важно все время контролировать температуру фена, благо на сегодняшний день есть инструмент с плавной регулировкой температуры.

Прокалка электродов в трубе

Также, при необходимости, можно оснастить фен таймеров включения или выключения. В принципе, таким же образом можно сделать самодельную печь для прокалки электродов.

Как видно, сложного в этом ничего нет, а самое главное, чтобы температура в печи не превышала выше положенной, а также был таймер по времени на отключение приспособления от сети.

Источник